Текст книги "Сборник основных формул по химии для ВУЗов"
Автор книги: Т. Шешко
Соавторы: Е. Невская,М. Рябов,Е. Сорокина
Жанр:
Химия
сообщить о нарушении
Текущая страница: 3 (всего у книги 9 страниц) [доступный отрывок для чтения: 4 страниц]
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.
Номенклатура кислот и кислотных остатков:
Классификация кислот:
– одноосновные HCl
– двухосновные H2S
– трехосновные Н3PO4
– кислородсодержащие HNO3
– бескислородные HCl
Получение кислот
CO2 + Н2O = Н2CO3 (кроме SiO2)
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓
H2 + Cl2 = 2HCl
Химические свойства кислот
HCl → H+ + CI¯ (α =1) (лакмус – красный)
CH3COOH ↔ CH3COO¯ + H+ (α << 1)
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (металл в ряду напряжений до Н)
Cu + HCl ≠ (не идет, металл в ряду напряжений после Н)
2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2Н2O
2HCl + ZnO = ZnCl2 + Н2O
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2O
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑ (выделяется газ)
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 (образуется осадок)
1.4. СолиСоли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.
Номенклатура солей
Na2HPO4 – гидрофосфат натрия
Са(Н2PO4)2 – дигидрофосфат кальция
AlOHSO4 – гидроксид сульфат алюминия
KMgF3 – фторид калия магния
NaCl • NaF – фторид хлорид натрия
NaNH4HPO4 – гидрофосфат аммония натрия
Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия
Классификация солей
– средние – MgCl2, Na3PO4
– кислые – Na2HPO4, Ca(H2PO4)2
– основные – MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4
– смешанные – NaCl • NaF, CaBrCl
– двойные – KMgF3, KAl(SO4)2
– комплексные – Na2[Zn(OH)4], K3[Cr(OH)6]
– кристаллогидраты – CuSO4 • 5H2O
Получение солей (на примере получения CuS04)
Cu + 2H2SO4 конц = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + SO3 = CuSO4
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2
CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgCl↓
Химические свойства солей
NaHCO3 → Na+ + HCO3¯ (α = 1)
HCO3¯ ↔ H+ + CO32- (α << 1)
MgOHCl → MgOH+ + CI¯ (α = 1)
MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯ (α << 1)
NaHSO4 → Na+ + Н+ + SO4¯ (α = 1)
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений)
Pb + ZnCl2 ≠ (Pb после Zn в ряду напряжений)
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 (осадок)
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 (осадок)
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2 (осадок)
Разложение некоторых солей при нагревании
Ca(HCO3)2 →t→ CaCO3↓ + H2O + CO2 (при кипячении воды)
CaCO3 →t→ CaO + CO2 (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов)
2NaNO3 →t→ 2NaNO2 + O2 (металл до Mg в ряду напряжений)
2Pb(NO3)2 →t→ 2РbO + 4NO2 + O2 (металл от Mg до Cu в ряду напряжений)
2AgNO3 →t→ 2Ag + 2NO2 + O2 (металл после Cu в ряду напряжений)
NH4Cl →t→ NH3 + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении)
NH4NO3 →t→ N2O + 2Н2O (получение «веселящего» газа)
NH4NO2 →t→ N2 + 2H2O (получение азота в лаборатории)
(NH4)2Cr2O7 →t→ N2 + Cr2O3 + 4Н2O (реакция «вулкан»)
4KClO3 →400 °C→ KCl + 3KClO4
2KClO3 →t, MnO4→ 2KCl + 3O2
2КMnO4 →t→ К2MnO4 + MnO2 + O2
Связь между классами соединений
Металл ↔ основный оксид ↔ основание ↔ соль
Неметалл ↔ кислотный оксид ↔ кислота ↔ соль
2. IА-группа
Щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr.
Атомы этих элементов имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д.
Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например Na2.
2.1. Получение и химические свойства щелочных металловПолучение
2NaCl →электролиз расплава→ 2Na + Cl2
KCl + Na →800ºС→ К + NaCl
Горение в кислороде
4Li + O2 →t→ 2Li2O
2Na + O2 →t→ Na2O2
К + O2 →t→ KO2
Реакции с другими неметаллами
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Na + H2 →t→ 2NaH
2К + S = K2S
6Li + N2 = 2Li3N
Реакции с водой и разбавленными кислотами
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2↑
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металловОксиды.Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.
4Li + O2 →t→ 2Li2O
Na2O2 + 2Na →t→ 2Na2O
Na2O + Н2O = 2NaOH
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2O(тв) + Al2O3(тв) →t→ 2NaAlO2
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
Гидроксиды.Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.
NaOH → Na+ + OH¯ (α ≈ 1)
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + Н2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + ZnO →t→ Na2ZnO2 + H2O
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Гидриды.Гидриды щелочных металлов – восстановители.
NaH + Н2O = NaOH + Н2
NaH + HCl = NaCl + H2
NaH + Cl2 →t→ NaCl + HCl
Пероксиды и надпероксиды.Являются окислителями.
Na2O2 + 2Н2O = 2NaOH + H2O2
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O
Na2O2 + CO →t→ Na2CO3
2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2
2KO2 + CO →t→ K2CO3 + O2
Соли.Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- + H2O ↔ CO3¯ + OH¯ + 2Na+
CO32- + H2O ↔ CO3¯ + OH¯
3. IIА-группа
Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.
3.1. Получение и химические свойства простых веществЭлементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:
CaCl2 →электролиз расплава→ Са + Cl2
2Са + O2 →t→ 2СаО
2Mg + O2 →t→ 2MgO
Са + Cl2 = CaCl2
Са + Н2 →t→ СаН2
Са + 2С →t→ СаС2
Са + 2Н2O = Са(OH)2 + H2↑
Mg + 2Н2O(хол.) ≠
Mg + 2Н2O(гор.) →t→ Mg(OH)2 + H2↑
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
4Mg + 10HNO3(pазб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3.2. Получение и химические свойства соединенийОксиды
Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид.
CaCO3 →t→ СаО + CO2
2Са + O2 →t→ 2СаО
ВеО + Н2O ≠
ВеО + 2HCl = ВeCl2 + Н2O
ВеО + 2NaOH →t→ Na2BeO2 + Н2O
MgO + Н2O ≠
MgO + 2HCl = MgCl2 + Н2O
MgO + NaOH ≠
СаО + Н2O = Са(OH)2
СаО + CO2 = CaCO3
СаО + 2HCl = CaCl2 + Н2O
Гидроксиды
Гидроксид бериллия – амфотерное основание. Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды щелочноземельных металлов – щелочи.
Ве(OH)2↓ + 2HCl = ВeCl2 + 2Н2O
Ве(OH)2↓ + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Ве(OH)2 →t→ ВеО + Н2O
Mg(OH)2↓+ 2HCl = MgCl2 + 2Н2O
Mg(OH)2↓ + NaOH ≠
Mg(OH)2 →t→ MgO + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O
Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3↓ + H2O
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2H2O
Гидриды
Имеют восстановительные свойства.
СаН2 + 2Н2O = Са(OH)2 + 2Н2
СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2
Пероксиды
ВaO2 + 2Н2O = Ва(OH)2 + Н2O2
ВaO2 + 2HCl = ВaCl2 + Н2O2
2ВaO2 + 2CO2 = 2ВaCO3 + O2
Соли
Содержание ионов Са2+ и Mg2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Са и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Са и Mg.
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Са(HCO3)2 + Са(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2Н2O
Са(HCO3)2 →t→ CaCO3↓ + Н2O + CO2↑
CaCO3↓ + H2O + CO2 = Са(HCO3)2
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + Н2O + CO2↑
4. IIIА-группа
Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.
Соединения Тl3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl+.
4.1. Химические свойства бора и его соединений4В + 3O2 →t→ 2В2O3
В2O3 + ЗН2O = 2Н3ВO3
Н3ВO3 →t→ HBO2 →t→ Н2В4O7 →t→ В2O3
4Н3ВO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4Н3ВO3
B(OH)3 + 3C2H5OH →H2SO4(конц.)→ B(OC2H5)3 + 3H2O
4.2. Химические свойства алюминия и его соединений2Al2O3 →электролиз расплава→ 4Al + 3O2
4Al + 3O2 = 2Al2O3 (металл покрыт оксидной пленкой)
2Al + 6Н2O = 2Al(OH)3 + ЗН2 (без оксидной пленки)
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + ЗН2
2Al + 2NaOH + 6Н2O = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2
8Al + 3Fe3O4 →t→ 9Fe + 4Al2O3
Оксид алюминия – амфотерный оксид
Al2O3 + Н2O ≠
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + ЗН2O
Al2O3 + 2NaOH →t→ 2NaAlO2 + Н2O
Гидроксид алюминия – амфотерный гидроксид.
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl
Al(OH)3↓ + NaOH = Na[Al(OH)4]
Al(OH)3↓ + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
2Al(OH)3 →t→ Al2O3 + 3H2O
Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой.
Al2S3 + 6Н2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Al2(CO3)3 + ЗН2O = 2Al(OH)3↓+ 3CO2↑
5. IVA-группа
Элементы IVA-группы имеют электронную формулу ns2np2. Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец – металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность IV. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns1nps, в этом состоянии для них характерна sp3-гибридизация.
5.1. Свойства углерода и его соединенийХарактерные степени окисления углерода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Свойства углерода
2С + O2(недостаток) →t→ 2CO
С + O2(избыток) →t→ CO2
С + CO2 →t→ 2CO
С + CuO →t→ Cu + CO
4С + Fe3O4 →t→ 3Fe + 4CO
ЗС + СаО →t→ СаС2 + CO
2С + Са →t→ СаС2
ЗС + 4Al →t→ Al4С3
С + 4НNO3(конц.) →t→ CO2 + 4NO2 + 2Н2O
Свойства оксида углерода (II) – угарного газа
2CO + O2 →t→ 2CO2
ЗCO + Fe2O3 →t→ 2Fe + ЗCO2
CO + CuO →t→ Cu + CO2
CO + H2O →t, катализатор→ CO2 + Н2
CO + NaOH →t, p→ HCOONa
Свойства оксида углерода(IV) – углекислого газа
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + Н2O + CO2↑
CaCO3 →t→ СаО + CO2
CO2 + Н2O ↔ Н2CO3 ↔ H+ + HCO3¯ ↔ 2Н+ + CO32-
CO2 + Са(OH)2 = CaCO3↓ + Н2O
CO2 + Н2O + CaCO3↓ = Са(HCO3)2
CO2 + 2Mg →t→ С + 2MgO
Свойства карбонатов и гидрокарбонатов
NaOH + CO2 = NaHCO3
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
Са(HCO3)2 →100 °C→ CaCO3↓ + Н2O + CO2↑
CaCO3 →1000 °C→ СаО + CO2
2NaHCO3 →t→ Na2CO3+ Н2O + CO2↑
NaHCO3+ CH3COOH = CH3COONa + Н2O + CO2↑
CaCO3 + Н2O + CO2 = Са(HCO3)2
Са(HCO3)2 + Са(OH)2 = CaCO3↓ + 2Н2O
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
NaHCO3 + (Н2O) ↔ NaOH + (Н2O) + CO2
Свойства карбидов
СаС2 + 2Н2O = Са(OH)2 + С2Н2
Al4С3 + 12HCl = 4AlCl3 + ЗCH4
5.2. Получение и свойства кремния и его соединенийПростое вещество
SiO2 + 2Mg →t→ Si + 2MgO
Si + O2 →t→ SiO2
Si + 2F2 = SiF4↑
Si + 2Mg →t→ Mg2Si
Si + 2KOH + 2H2O = K2SiO3 + 2H2
СиланSiH4
Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4↑
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2Н2O (самовоспламенение на воздухе)
Оксид кремния (IV)
SiO2 + H2O ≠
SiO2 + 2NaOH →t, сплавление→ Na2SiO3 + Н2O
SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O
Кремниевая кислота и силикаты. Кремниевая кислота имеет полимерное строение и состав xSiO2 • yH2O. H2SiO3 – условная формула, такого соединения не выделено.
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
Na2SiO3 + 2Н2O + 2CO2 = 2NaHCO3 + H2SiO3↓
H2SiO3 →t→ SiO2 + H 2O
5.3. Получение и свойства соединений олова и свинцаГидроксиды олова и свинца имеют амфо-терные свойства. При этом в степени окисления элемента +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 – кислотные. Соединения Sn2+ имеют восстановительные свойства, а соединения РЬ4+ – окислительные:
SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2↓ + 2NaCl
Sn(OH)2↓ + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
Sn(OH)2↓ + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]
SnCl4 + 4NH4OH = H2SnO3↓ + 4NH4Cl + H2O
H2SnO3↓ + 2NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)6]
H2SnO3↓ + 4HCl = SnCl4 + 3H2O
SnCl2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + SnCl4
PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2↑ + 2H2O
6. VA-группa
Элементы VA-группы имеют электронную формулу ns2nps. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, висмут и сурьма имеют металлические свойства. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э2O5 имеют кислотные свойства, свойства оксидов Э2O3: кислотные – для N и Р, амфотерные – для As и Sb, основные – для Bi.
6.1. Получение и свойства азота и его соединенийХарактерные степени окисления азота, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Простое вещество
NH4NO2 →t→ N2 + 2H2O
N2 + 6Li = 2Li3N
N2 + 3Ca →t→ Ca3N2
N2 + O2 →t→ 2NO
Соединения азота (-3)
N2 + ЗН2 →t, p, катализатор→ 2NH3
Ca3N2 + 6H2O = ЗСа(OH)2 + 2NH3
2NH4Cl + Са(OH)2 →t→ CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
NH3 + Н2O ↔ NH3 • Н2O ↔ NH4+ + OH¯
NH3 + HCl = NH4Cl
4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4
2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
4NH3 • H2O + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
4NH3 + 5O2 →Pt, t→ 4NO + 6H2O
2NH3 + 3CuO →t→ 3Cu + N2 + 3H2O
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
NH4Cl →t→ NH3 + HCl
NH4NO2 →t→ N2 + 2H2O
(NH4)2CO3 →t→ 2NH3 + H2O + CO2
NH4NO3 →t→ N2O + 2H2O
NH4NO2 →t→ N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 →t→ N2 + Cr2O3 + 4H2O
Оксиды азота
2N2O →t→ 2N2 + O2
2HNO2 = NO2 + NO + H2O
2NO2 + Н2O(хол.) = HNO2 + HNO3
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
3NO2 + H2O(rop.) = 2HNO3 + NO
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
N2O3 = NO + NO2
2N2O5 = 2NO2 + O2
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
Соединения азота(+3)
Ba(NO2)2 + H2SO4(разб.) = BaSO4↓ + 2HNO2 (на холоду)
NO2 + NO + H2O = 2HNO2 (на холоду)
2HNO2 = NO2 + NO + H2O
2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O
5NaNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
Соединения азота(+5)
N2 + 3H2 →t, p, катализатор→ 2NH3
4NH3 + 5O2 →Pt, t→ 4NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
NaNO3 + H2SO4(конц.) = HNO3 + NaHSO4
4HNO3 →hv → 4NO2 + O2 + 2H2O
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Ca + 10HNO3(конц.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Са + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(конц.) пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.
Fe + 6HNO3 (конц.) →t→ Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
ЗР + 5HNO3(разб.) + 2Н2O = 3H3PO4 + 5NO
S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 3H2O
2KNO3 →t→ 2KNO2 + O2 (металлы до Mg в ряду напряжений)
2Cu(NO3)2 →t→ 2CuO + 4NO2 + O2 (металлы от Mg до Cu)
2AgNO3 →t→ 2Ag + 2NO2 + O2 (металлы после Cu в ряду напряжений)
4Fe(NO3)2 →t→ 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
6.2. Получение и свойства фосфора и его соединенийПростое вещество(Р4 – белый фосфор, Р – красный фосфор)
2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 →t→ Р4 + 6CaSiO3 + 10CO
4Р + 5O2 →t→ Р4О10
Р4 + 6Са →t→ 2Са3Р2
ФосфинРН3
Zn3P2 + 6HCl = 2PH3↑ + 3ZnCl2
Са3Р2 + 6Н2O = 2PH3↑ + 3Ca(OH)2
2РН3 + 2O2 = Н3PO4
РН3 + HI= PH4I (на холоду)
Фосфористая кислотаН3PO3 (Н2РHO3 – двухосновная кислота)
Р4O6 + 6Н2O = 4Н3PO3
Н3PO3 + NaOH = NaH2PO3 + H2O (NaHPHO3 – кислая соль)
Н3PO3 + 2NaOH = Na2HPO3 + H2O (Na2PHO3 – средняя соль)
Фосфорные кислоты: метафосфорная НPO3 (Нn(PO3)n, где n = 3, 4), дифосфорная – Н4Р2O7, ортофосфорная – Н3PO4.
Р4 + 5O2 = Р4О10
Р4О10 →Н2O, 0 °C→ НPO3 →Н2O, 20 °C→ Н4Р2O7 →Н2O, 10 °C→ Н3PO4
Н3PO4 →t→ Н4Р2O7 →t→ НPO3
Н3PO4 + NH3 = NH4H2PO4
Н3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Н3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
Н3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Са3(PO4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2PO4)2 + 2CaSO4
2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 →t→ Р4 + 6CaSiO3 + 10CO
7. VIA-группа
VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.
7.1. Кислород и его соединенияКислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Получение и свойства кислорода
Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха.
2КMnO4 →t→ К2MnO4 + MnO2 + O2
2KClO3 →t→ 2KCl + 3O2
(NaOH) + 2Н2O →электролиз раствора→ 2Н2 + O2
O2 + 2F2 = OF2
2Са + O2 = 2СаО
S + O2 = SO2
2С2Н2 + 5O2 = 4CO2 + 2Н2O
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
4NH3 + 3O2 = 6Н2O + 2N2
4NH3 + 5O2 →p, t, Pt→ 4NO + 6Н2O
Получение и свойства озона O3
3O2 →hv→ 2O3
O3 = O2 + О
KI + Н2O + O3 = I2 + 2KOH + O2
Свойства пероксида водорода
ВaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + Н2O2 (на холоду)
2Н2O2 →MnO2→ 2Н2O + O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2O2 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
2KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + 2Н2O
Н2O2 + O3 = 2O2 + Н2O
7.2. Сера и ее соединенияХарактерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2.
Получение и свойства серы
FeS2 →t→ FeS + S
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
S + O2 →t→ SO2
Fe + S →t→ FeS
Hg + S = HgS
S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
Получение и свойства соединений серы(-2)
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
H2S ↔ H+ + HS¯ ↔ 2H+ + S2-
2H2S + O2 (недостаток) = 2S↓ + 2H2O
2H2S + 3O2 (избыток) →t→ 2SO2 + 2H2O
2H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O
H2S + I2 = S↓+ 2HI
5H2S + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
3H2S + 4H2SO4 + K2Cr2O7 = 3S↓ + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O
Na2S + 2H2O ↔ NaHS + NaOH
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
3Na2S + Cr2(SO4)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↑ + 3H2S↑+ 3Na2SO4
Получение и свойства соединений серы(+4)
S + О2 →t→ SO2
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
SO2 + Н2O ↔ H2SO3 ↔ Н+ + HSO3¯ ↔ 2Н+ + SO32-
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2↑
SO2 + NaOH = NaHSO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O
2SO2 + O2 →p, t, Pt → 2SO3
H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl
5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4
Получение и свойства соединений серы(+6)
4FeS2 + 11O2 →t→ 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 →p, t, V2O5→ 2SO3
H2O + SO3 = H2SO4
H2SO4 + SO3 = H2SO4 • SO3 = H2S2O7 (олеум)
H2S2O7 + H2O = 2H2SO4
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2
Cu + H2SO4 (разб.) ≠
H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O + Q
Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.
2Fe + 6H2SO4 (конц.) →t→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O
Cu + 2H2SO4 (конц.) →t→ CuSO4 + SO2 + 2Н2O
3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O
2H2SO4 (конц.) + S →t→ 3SO2 + H2O
2H2SO4 (конц.) + С →t→ 2SO2 + CO2 + 2H2O
8. VIIA-группa
Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.
HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.
Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.
